Курс лекций по общей химии

МИНИСТЕРСТВО ПО ЧРЕЗВЫЧАЙНЫМ СИТУАЦИЯМ

РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

Государственное чреждение образования

КОМАНДНО-ИНЖЕНЕРНЫЙ ИНСТИТУТ

Кафедра тактики проведения аварийно-спасательных работ

и тушения пожаров

С.Ю. Елисеев, А.В. Врублевский

ХИМИЯ

Курс лекций

по общей химии

Минск - 2006

УДК 54

ББК 24

Е51

вторы:

С.Ю. Елисеев, А.В. Врублевский

Рецензент: доцент кафедры неорганической химии Белорусского государственного ниверситета, кандидат химических наука Е. И. Василевская

Е51 Курса лекций по общей химии/ С.Ю. Елисеев, А.В. Врублевский. - Мн.: П ЦНИИТУ, 2006. - 125 с.

Курс лекций рассматривает основные классы неорганических соединений, их строение, некоторыеа физико-химические свойства.

Курс лекций разработан в соответствии с учебной программой по дисциплине Химия для специальности 1-94 01 01 Предупреждение и ликвидация чрезвычайных ситуаций и предназначен для курсантов и слушателей высших учебных заведений Министерства по чрезвычайным ситуациям.

ДК 542 (042.4)

ББК 24

Ó Елисеев С.Ю., Врублевский А.В., 2006

Ó Командно-инженерный институт

МЧС Республики Беларусь, 2006

Тема а1. Строение веществ. Систематика химических элементов

Рассматриваемые вопросы:

1.     Основные химические понятия и законы.

2.     Строение атома.

3.     Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.

4.     Ориентировочная оценка пожароопасных свойств простых и сложных веществ в зависимости от положения химических элементов в периодической системе.

Химия - наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и строения.

Вещество - это конкретный вид материи, обладающий определенными физическими и химическими свойствами, состав которого может быть выражен химической формулой.

Химической реакцией называется процесс превращения одних веществ в другие.

Способность вещества участвовать в тех или иных химических реакциях характеризует его химические свойства.

Простое вещество состоит из атомов одного и того же химического элемента.

Химические соединения состоят из атомов нескольких элементов.

Атомно - молекулярное чение

томы - мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.

Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Другими словами, атом - это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

В настоящее время известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.

абсолютное большинство различных веществ состоит из молекул.

Молекула - наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.

Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы: ~ 10^-27 - 10^{- 25 кг. В химии пользуются относительными значениями масс атомов (}A_r, где r - лотносительный, от англ. relative).

Относительная атомная масса - это масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12 часть массы атома нуклида img src="images/picture-002-1368.gif.zip" title="Скачать документ бесплатно">

Атомы неметаллова (за аисключением афтора) в зависимостиа от

свойств партнеров, са которыми они взаимодействуют, могута

проявлять как окислительные, так и авосстановительные свойства.

Например:

Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2 и S⁰ + O₂ = S⁺⁴O₂^-2.

Однако, у химически активных неметаллов проявляются преимущественно окислительные свойства. Их часто используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl₂).

томы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства. Например, в реакции

Cl₂⁰ + H₂⁰ = 2H⁺¹Cl^-1

водород восстановитель, так как в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия (2Na⁰ + H₂⁰ = 2Na⁺¹H^-1). Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем. Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.

Однотомные молекулы благородных газов (Не, Nе, ArЕ) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический ровень полностью заполнен электронами).

У ионов металлов и неметаллов в высших степенях окисления авосстановительные свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительноЦвосстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO₄, HNO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇ и т.д.).

Положительные ионы промежуточных СО в зависимости от свойств партнеров могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:

2Fe⁺²Сl₂ + Cl₂⁰ = 2Fe⁺³Cl₃^-1 (Fe⁺² - восстановитель);

Fe⁺²O + C⁺²O = Fe⁰ + CO₂⁺⁴ (Fe⁺² - окислитель).

Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К₂FeO₄ - один из наиболее сильных окислителей.

Вещества, в асостав которых авходят ионы анеметаллов (например, Cl^-1,

Br^-1, S^-2, I^-1), за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.

В пределах каждого периода с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность его атомов понижается, окислительная способность - повышается.

Так, во II периоде литий - только восстановитель, фтор - только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного ровня (у атома лития - 1 электрон, у атома фтора - 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).

В пределах каждой главной подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а окислительная способность постепенно бывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород - сильный окислитель, теллур - очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений. Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.

Важнейшие окислители и восстановители

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe₂, Cl₂, Br₂, I₂), оксид марганца Mn⁺⁴O₂, перманганат калия KMn⁺⁷O₄, манганат калия K₂Mn⁺⁶O₄, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr⁺⁶O₃, хромат калия K₂Cr⁺⁶O₄, бихромат калия K₂Cr₂⁺⁶O₇, азотная кислот HN⁺⁵O₃ и ее соли, кислород О₂, озон О₃, перекись водорода Н₂О₂, концентрированная серная кислот Н₂S⁺⁶О₄, оксид меди (II) Сu⁺²О, оксид серебра Ag₂⁺¹O, оксид свинца Рb⁺⁴О₂, гипохлориты (например, NaCl^-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, глерод, оксид глерода С⁺²О, сероводород Н₂S^-2, оксид серы S⁺⁴О₂, сернистая кислот Н₂S⁺⁴О₃ и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn⁺²Cl₂, сульфат железа (II) Fe⁺²SO₄.

Типы окислительно-восстановительных реакций.

ОкислительноЦвосстановительный эквивалент

Различают три типа окислительноЦвосстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисленияЦсамовосстановления.

A.   Межмолекулярные - это такие реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): например:

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 = Mn²⁺Cl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O.

B.   Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, другие - восстанавливаются. К таким реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II):

2KCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^-1 + 3O₂⁰;

2Hg⁺²O^-2 = 2Hg⁰ + O₂⁰.

C.   В реакциях самоокисленияЦсамовосстановления (диспропорционирования) томы одного и того же вещества так взаимодействуют друг с другом, что одни отдают электроны (окисляются), другие их присоединяют (восстанавливаются). Например, растворение ахлора в воде:

Cl₂⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1 или

(Cl⁰Cl⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1).

В обиход химиков, изучающих рассматриваемые процессы, наряду с химическими эквивалентами вошли окислительный и восстановительный эквиваленты. Это частное от деления молярной массы вещества на число приобретаемых (или теряемых) электронов. Так, в реакции

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₃SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

для KMnO₄ аокислительный эквивалент равен 158,15/5, для сероводорода восстановительный эквивалент - половине его молярной массы.

Методика составления окислительноЦвосстановительных

реакций на основе электронного баланса

С точки зрения электронной теории окислительноЦвосстановительными реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительноЦвосстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в равнениях окислительноЦвосстановительных реакций.

Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул восстановителя в равнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.

Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в равнениях окислительноЦвосстановительных реакций на конкретных примерах.

1.          При каталитическом окислении аммиака NH₃ кислородом О₂ образуется оксид азот NO и вода Н₂О. Запишем схему процесса с помощью формулы:

NH₃ + O₂ о NO + H₂O.

Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:

N^-3H₃ а+ O₂⁰ о N⁺²O^-2 + H₂O^-2.

Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, молекула кислорода - восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, кислород - окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы:

N-3 - 5ē о N+2 5 20 O20 + 4ē о 2O-2 4

4 окисление - восстановитель 5 восстановление - окислитель

Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, затем делится на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH_3а отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О₂. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:

4NH₃ + 5O₂ о NO + H₂O.

Все остальное равнивается в соответствии с их величиной:

4NH₃ + 5O₂ о 4NO + 6H₂O.

2.     При окислении сульфида мышьяка As₂S₃ азотной кислотой HNO₃ образуются мышьяковистая кислот H₃AsO₄, серная H₂SO₄ и оксид азот NO.

Составим схему реакции, казывая СО над символами тех элементов, у которых в процессе реакции они изменяются:

As₂⁺³S₃^{-2 а}+ HN⁺⁵O₃ о H₃As⁺⁵O₄ + H₂S⁺⁶O₄ +а N⁺²O.

Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As₂S₃ отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As₂S₃ отдает 28 электронов. Принимает электроны азот ва HNO₃, изменяя СО от +5 до +2. Следовательно, каждая молекула HNO₃ принимает 3 электрона. Запишем это ав виде схемы:

As2+3S3-2 а- 28ē = 2As+5 + 3S+6 (окисление) 84 N+5 + 3ē = N2+а (восстановление)

3 28

Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3 молекулы As₂S₃ (328=84) и 28 молекул HNO₃ (328=84), все остальные коэффициенты равниваются в соответствии с этими основными коэффициентами:

3As₂S₃ + 28HNO₃ => 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части их 28, в правой - 36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой - 88. Если водород или кислород не входят в равнение реакции в виде простых веществ, то они равниваются добавлением нужного количества молекул воды в ту часть равнения, где их недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в последнюю очередь, причем равнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому равниванию кислорода и наоборот. Если водород или кислород входят в равнение реакции в виде простых веществ, то их необходимо равнивать независимо друг от друга.

Окончательно рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:

3As₂S₃ + 28HNO₃+ 4Н₂О = 6H₃AsO₄+ 9H₂SO₄ а+ 28NO.

3.                Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и апринимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно сократить основные коэффициенты, например:

Тема 4. Энергетика химических процессов

 

Рассматриваемые вопросы:

1.     Термохимические законы.

2.     Энтальпии образования химических соединений.

3.     Термохимические расчеты.

4.     Энтропия.

5.     Энергия Гиббса.

6.     Направленность химических процессов. Оценка пожарной опасности веществ по энергии Гиббса.

Химическое превращение - это качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и появляются другие. Происходящая при этом перестройка электронных структур атомов, ионов и молекул сопровождается выделением или поглощением тепла, света, электричества и т.д. - превращением химической энергии в другие виды энергии.

Энергетические эффекты химических реакций изучает термохимия. Данные об энергетических эффектах используются для выяснения направленности химических процессов, для расчета энергетических балансов технологических процессов и т.д. С их помощью можно рассчитать температуру горения различных веществ и материалов, температуру пожаров и т.п.

Состояние системы (вещества или совокупности рассматриваемых веществ) описывают с помощью ряда параметров состояния - t, p, m. Для характеристики состояния системы и происходящих в ней изменений важно знать также изменение таких свойств системы, как ее внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. По изменению этих свойств системы можно судить, в частности, об энергетике процессов.

Химические реакции обычно протекают при постоянном объеме V = const, DV = 0 (например, в автоклаве) или при постоянном давлении p = const (например, в открытой колбе), т.е. является соответственно изохорными или изобарными процессами.

Энергетический эффект химического процесса возникает за счет изменения в системе внутренней энергии U или энтальпии H. Внутренней энергией системы называют энергию всех видов движения и взаимодействия тел или частиц, составляющих систему (кинетическая энергия межмолекулярного взаимодействия, вращательная энергия, колебательное движение атомов и групп в молекуле, энергия взаимодействия электронов между собой и с ядрами).

Предположим, что некоторая система за счет поглощения теплоты q переходит из состояния 1 в состояние 2. В общем случае эта теплот расходуется на изменение внутренней энергии системы DU и на совершение работы против внешних сил А: img src="images/picture-207-33.gif.zip" title="Скачать документ бесплатно">

Закон действующих масс

В общем виде для реакции

Ионное произведение воды

Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии: 1. образование водородных ионов и гидроксидЦионов:

Н₂о <=> Н⁺ + ОН^-

2. гидратация водородного иона с образованием гидроксонияЦиона:

Н⁺ + Н₂О <=> Н₃О⁺.

Первая стадия этого процесса протекает с поглощением тепла, вторая - с выделением его значительного количества. Поэтому практически все ионы водорода гидратированны и диссоциация воды должна изображаться следующим равнением:

2Н₂О <=> Н₃О⁺ + ОН^-.

При 22 ^оС степень электролитической диссоциации воды равна 1,810^-9, то есть из молекул воды диссоциирует одна. Следовательно, вода - очень слабый электролит, и для описания процесса ее диссоциации применим закон действующих масс:

Оно соответствуета большей

Тем 9. Электродные потенциалы. Электродвижущие силы. Электролиз/h1>

Лекция 9/1 Электродные потенциалы. Электродвижущие силы

Рассматриваемые вопросы:

1.     Электродные потенциалы и механизм их возникновения.

2.     Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы металлов. Ряд стандартных электродных потенциалов.

3.     Принцип действия и электродвижущие силы гальванического элемента.

Для определения направления и полноты протекания окислительно-восстановительных реакций между окислительно-восстановительными системами в водных растворах используются значения электродных потенциалов этих систем.

Механизм возникновения электродных потенциалов, их количественное определение, процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или вызваны электрическим током, изучаются особым разделом химии - электрохимией.

К электрохимическим относятся явления, возникающие на границе двух фаз с частием заряженных частиц (ионов и электронов), например, при погружении металлической пластинки в воду.

1

С

N₂

O₂

S

Cl_{2 (г)}

H_{2 (г)}

F_{2 (г)}

P _(бел)

P _(кр)

Na _(кр)

I_{2 (кр)}

I_{2 (г)}

AlCl₃

Al₂O₃

Al₂(SO₄)₃

B₂O_{3 (кр)}

BaO

BaCO₃

СО _(г)

СО_{2 (г)}

СОСl_{2 (г)}

CrO_{3 (кр)}

Cr₂O_{3 (кр)}

HCl _(г)

HNO_{3 (ж)}

HF _(г)

H₂O _(г)

H₂O _(ж)

H₂S _(г)

H I

H₂SO_{4 (ж)}

H₃PO_{4 (ж)}

H₃PO_{4 (кр)}

HClO₄

KMnO_{4 (кр)}

KNO₃

0

0

0

0

0

0

0

0

-18,41

0

0

62,24

-698,0

-1676,0

-3434,9

1264,0

-556,6

-1215,0

-110,5

-393,5

-223,0

-594,5

-1141,0

-92,3

-173,0

-268,61

-241,84

-285,84

-20,1

25,9

-811,3

-1271,9

-1283,65

-814,53

-813,37

-492,7

5,7

191,5

205,0

31,9

223,0

130,5

202,9

44,35

22,8

51,42

116,73

260,58

167,0

50,9

-

53,85

70,4

112,3

197,5

213,6

289,2

72

81,1

186,7

156,16

173,51

188,74

69,96

205,64

200,0

156,9

200,83

176,15

171,95

171,71

132,93

1	2	3
KOH (кр) K2Cr2O7 (кр) KNO2 K2O KO2 K2O2 KCl (кр) MnO (кр) NH3 NH4NO3 (кр) (NH4)2Cr2O7 (кр) (NH4)2SO4 NO (г) NO2 (г) N2O (г) NaOH NaOH (ж) Na2O (кр) Na2O2 (кр) NaF Na2CO3 Na2SO4 MgO (кр) MgCl2 MgCO3 PI3 (кр) PbO PbS SO2 (г) SO3 (г) CaO Ca(OH)2 CaCO3 CaCl2 Fe2O3 FeS2 ZnO SrO SrCO3 Ti TiO2 -425,9 -2033,0 -380,87 -361,17 -209,76 393,73 -435,89 -384,93 -46,2 -365,1 -1885,6 -1179,0 90,37 33,89 81,55 -426,6 6,36 -430,6 -510,9 -570,09 -1129,0 -1380,0 -601,8 -641,8 -1096,2 -45,67 -217,9 -94,3 -296,9 -395,2 -638,0 -989,0 -1210,0 -799,0 -821,32 -177,4 -349,0 -591,0 -1220,0 0 -943,9 59,41 291,21 117,23 94,23 116,81 83,74 82,68 60,25 192,6 150,6 - 220,3 210,62 240,45 220,0 64,18 - 71,1 93,3 51,3 136,0 149,4 26,94 89,5 65,7 - 67,4 91,3 248,1 256,23 39,7 83,4 93,0 118,8 89,96 53,14 43,5 54,5 97,2 30,6 50,3 СН4 (г) С2Н2 (г) С2Н4(г) С3Н6 (г) С4Н6 (г) С6Н6 (ж) ССl4(г) ССl4(ж) С10Н8а С2Н5ОН(ж) СН3СОН (г) СН3СООН (ж) С2Н4(ОН)2 (ж) СН3СОСН3 (ж) С6Н5СН3(ж) С6Н5NO2 (ж) CH3OH(ж)	-74,85 226,75 52,3 -84,67 ,9 49,04 31,71 -0,72 -75,4 -272,6 -166,0 -484,9 -454,9 -247,7 8,1 11,2 -238	186,19 200,8 219,4 229,5 278,7 173,2 310,12 214,57 167,4 160,7 264,2 159,8 179,5 200,0 219,0 224,3 126,69

Приложение 2

Энергия Гиббса некоторых химических веществ

Вещество	DGо, кДж/моль	Вещество	DGо, кДж/моль
С N2 O2 S Cl2 (г) Н2 (г) F2 (г) Р(бел) Р(кр) Na(кр) I2(кр) СО (г) СО2(г) СОСl2(г) HСl(г) FeO(кр) Fe3O4(кр) TiO2	0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 -137,1 -394,3 -210,4 -95,2 -245,0 -1010,0 -,6	NH4NO3 NH3 HF(г) Н2О(г) Н2О(ж)а Н2S(г)а H2SO4(ж) KClO4 КCl(кр) (NH4)2SO4(кр)а NO(г) NO2(г) N2O(г) SO2(г) SO3(г) СН4(г) ССl4(ж) HI	-183,77 -16,6 -269,9 -228,6 -237,03 -33,8 -690,1 -865,73 -408,73 -900,8 86,57 51,84 103,6 -300,4 -370,4 -50,75 -68,2 1,8

Приложение 3

Стандартные электродные потенциалы металлов при 293 К

Электрод	Электродные реакции	Стандартный электродный потенциал
1	2	3
Li/Li+	Li+ + img src="images/picture-894-1.gif.zip" title="Скачать документ бесплатно"> Связь Энергия, кДж/моль	Длина, нм	Полярность m	Поляризуемость × 10-24, см3
1030 × Кл × м	D/h1> /h4>
СЧС	339	0,154	0	0	1,3
С=С	611	0,133	0	0	4,2
СºС	833	0,120	0	0	6,2
НЧС	414	0,109	1,33	0,4	1,7
СЧN	305	0,147	4,00	1,2	1,5
С=N	595	0,127	4,34	1,3	3,8
CºN		0,115	13,36	4,0	4,8
СЧO	368	0,143	5,34	1,6	1,5
C=O	724	0,121	10,68	3,2	3,3
СЧ F	427	0,140	7,68	2,3	1,7
СЧС1	326	0,176	7,68	2,3	6,5
СЧВr	272	0,191	7,34	2,2	9,6
СЧI	238	0,212	6,68	2,0	14,6
НЧO	460	0,096	5,01	1,5	1,9
НЧN	389	0,101	4,34	1,3	1,8
NЧN	160	0,147
NºN	946	0,110
N=O	678	0,115

СОДЕРЖАНИЕ

Тема 1а Строение веществ. Систематика химических элементов.3

Тема 2 Химическая связь. Типы взаимодействия молеку..15

Тема 3а Основные классы неорганических соединений и типы ахимических а

реакций....34

Тема 4а Энергетика химических процессов....49

Тема 5а Химическая кинетика и равновесие в гомогенных системах..61

Тема 6 Характеристики и свойства истинных растворов.77

Тема 7а Водные растворы электролитов.85

Тема 8а Бинарные жидкие системы.94

Тема 9а Электродные потенциалы. Электродвижущие силы. Электролиз

Лекция 9/1 Электродные потенциалы. Электродвижущие силы.108

Лекция 9/2 Электролиз.116

---

1 Электроотрицательность - словная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.

* Диэлектрическая проницаемость eа характеризует поляризацию диэлектриков под действием электрического поля Е.